高一下化學知識點總結(jié)

1、高一（下）化學知識點總結(jié)第五章硫（除了濃硫酸其他價態(tài)的硫元素都是以還原性為主）-2 0 4 6H2S S SO2 H2SO4強還原性 弱氧化性 （濃）強氧化性 強還原性S物理性質(zhì)：淡黃色固體，難溶于水、微溶于乙醇、易溶于二硫化碳，存在于火山口或地下巖層化學性質(zhì)：1. S2KNO33CK2S3CO2N2（黑火藥爆炸）氧化性：與金屬反應(yīng)生成低價金屬硫化物，與氯氣、氧氣跟金屬對比可知，氧化性：氯氣氧氣硫2. Fe +SFeS 3. 2CuSCu2S 4. HgSHgS 5. H2SH2S 還原性：點燃6. SO2SO2 （在氧氣中發(fā)出藍紫色火焰）H2S物理性質(zhì)：無色臭雞蛋氣味的氣體，劇毒化學性質(zhì)：硫

2、元素體現(xiàn)還原性，氫元素酸性、氧化性與O2反應(yīng)時不同比例產(chǎn)物不同，要會判斷。另外計算時可認為先生成硫，氧氣過量時與生成的硫繼續(xù)反應(yīng)生成二氧化硫1. 2H2S3O22SO22H2O （發(fā)出淡藍色火焰）點燃2. 2H2SO2(不足)2S2H2O （H2S不完全燃燒）3. 2H2SSO23S 2H2O 硫化氫還原性很強常見氧化劑（氧氣、濃硫酸、硝酸、鹵素單質(zhì)、酸性KMnO4、臭氧、過氧化氫、Fe3+均可氧化硫化氫）弱酸制強酸的原因是硫化銅和硫化鉛是不溶于水不溶于酸的沉淀4. H2S + CuSO4 = CuS（黑）+ H2SO4 （檢驗H2S）5. H2S + Pb(NO3)2 = PbS （黑）+

3、2HNO3 （檢驗H2S）硫化氫的制備：原理：FeS+H2SO4FeSO4+H2S 裝置：固液不加熱收集：向上排空氣或排飽和NaHS溶液（平衡移動有關(guān)）SO2物理性質(zhì)：無色有刺激性氣味氣體，密度大于水，1:40溶于水化學性質(zhì)：亞硫酸的酸酐，處于+4價態(tài)，既有還原性又有氧化性，但氧化性很弱（只能氧化硫化氫），以還原性為主。 酸性氧化物1. SO2H2O H2SO3 （二元中強酸）2. 2H2SO3O22H2SO4 氧化性：（唯一）3. 2H2SSO23S 2H2O還原性： 4. 2SO2 + O2 2SO3 （SO2的催化氧化）5. SO3H2OH2SO4 4、5是工業(yè)制硫酸原理6. SO2 B

4、r2 2H2O = H2SO4 2HBr （使溴水或高錳酸鉀溶液褪色，還原性）7. 漂白性（使品紅褪色，可逆，與氯氣漂泊原理不同且不能漂白石蕊試液）（SO2和SO32-均可被硝酸、鹵素單質(zhì)、酸性KMnO4、臭氧、過氧化氫等物質(zhì)氧化，氧化產(chǎn)物為SO42-，若此時加入Ba2+會產(chǎn)生白色沉淀，因此1、SO2通入BaCl2中不能產(chǎn)生沉淀，而通入硝酸鋇中產(chǎn)生白色沉淀。2、在實驗室里檢驗溶液中是否含有SO42時，常常先用鹽酸把溶液酸化，以排除CO32、SO32-、Ag+等干擾，再加入BaCl2溶液，如果有白色沉淀出現(xiàn)，則說明原溶液中肯定存在SO42-）二氧化硫?qū)嶒炇抑品ǎ涸恚篘a2SO3+H2SO4（較

5、濃70%-80%） Na2SO4+SO2 +H2O裝置：固液不加熱收集：向上排空氣法或排飽和NaHSO3酸雨問題自己看書H2SO4物理性質(zhì)：無色、油狀液體，沸點高（高沸點酸）、密度大化學性質(zhì)：酸性、強氧化性（一）酸性（與堿、堿性氧化劑、指示劑略）高沸點酸制低沸點酸（都是強酸，搶了氫離子就跑）1. NaClH2SO4(濃) NaHSO4HCl 微熱NaNO3 H2SO4(濃)NaHSO4HNO3（二）吸水性（物理性質(zhì)，吸現(xiàn)成的水）做干燥劑不能干燥堿性氣體：NH3還原性氣體：H2S、HBr、HI（沒有中間價態(tài)，因此能干燥SO2）（三）脫水性（從有機物中把碳氫以水的形式“脫”出來）濃H2SO4黑面包

6、：C12H22O1112C+11H2O疏松多孔是因為濃硫酸與生成的碳繼續(xù)發(fā)生反應(yīng)生成CO2與2SO2（四）強氧化性1. Cu2H2SO4(濃)CuSO4SO22H2O （氧化性和酸性）劇烈反應(yīng)，銅片表面產(chǎn)生氣泡，溶液變成綠色，品紅溶液褪色 2. C 2H2SO4(濃)CO22SO22H2O 還能與硫單質(zhì)（需加熱）、鐵鋁金屬（常溫鈍化加熱反應(yīng)）硫化氫、HBr、HI等還原性物質(zhì)發(fā)生氧化還原反應(yīng)硫酸鹽各種礬自己看去BaCl2 H2SO4BaSO42HCl BaCl2 Na2SO4BaSO42NaCl BaCl2 Na2CO3BaCO32NaCl BaCO3 2HClBaCl2H2OCO2Ba2+ S

7、O42BaSO4在實驗室里檢驗溶液中是否含有SO42時，常常先用鹽酸把溶液酸化，以排除CO32、SO32-、Ag+等干擾，再加入BaCl2溶液，如果有白色沉淀出現(xiàn)，則說明原溶液中肯定存在SO42-。寫出下列轉(zhuǎn)化的化學方程式 (有離子反應(yīng)的再寫離子方程式) 共24個氮常見化合價-3012345NH3N2N2ONON2O3NO2N2O5工業(yè)上非常常用易液化作制冷劑（工業(yè)生產(chǎn)）氮氮三鍵非常穩(wěn)定沸點低-273度制冷劑（醫(yī)學、科學研究）笑氣無色紅棕色與水反應(yīng)生成硝酸與NO但不是硝酸酸酐硝酸酸酐N2物理性質(zhì)：無色氣體，空氣中體積分數(shù)78%，沸點低，工業(yè)分離液態(tài)空氣制得化學性質(zhì)：由于有氮氮三鍵的結(jié)構(gòu)，化學性

8、質(zhì)非常穩(wěn)定固氮：大氣固氮放電N2O2 2NO 2NOO2 2NO2 (紅棕色)3NO2H2O 2HNO3 NO 工業(yè)固氮N23H2 2NH3 （工業(yè)合成NH3）生物固氮（根瘤菌）NH3物理性質(zhì)：無色刺激性氣味，極易溶于水（1:700噴泉實驗，計算噴泉所得溶液濃度1/22.4），易液化做制冷劑化學性質(zhì)：1、 與水反應(yīng)NH3H2ONH3H2ONH4+OH-只有很少一部分溶于水，絕大多數(shù)以NH3分子存在，因此計算濃度時認為溶質(zhì)是NH3（自己回顧期中考試計算題）氨水中微粒由多到少：H2O NH3 NH3H2O OH- NH4+H+2、 與酸反應(yīng)（與濃的鹽酸、硝酸、醋酸等揮發(fā)性酸產(chǎn)生白煙，不揮發(fā)的酸反應(yīng)

9、但無白煙現(xiàn)象）NH3HClNH4Cl （產(chǎn)生白煙）2NH3(足量) H2SO4(NH4)2SO4 （不能用濃H2SO4干燥NH3）NH3HNO3NH4NO3 NH3H+NH4+ （ NH3和強酸反應(yīng)的本質(zhì)）氨氣檢驗：濕潤的紅色石蕊試紙變藍或蘸有濃鹽酸的玻璃棒冒白煙3、 催化氧化4NH35O2 4NO6H2O （硝酸工業(yè)制法第一步）銨鹽一、受熱易分解（但分解產(chǎn)物不一定是氨氣和酸，B班同學硝酸銨亞硝酸銨什么的自己心里有數(shù)）1. NH4Cl NH3HCl 2. NH4HCO3 NH3H2OCO2 二、與堿反應(yīng)（注意不加熱的時候生成的產(chǎn)物寫一水合氨）1. NH4ClNaOH NaClNH3H2O 2.

10、 NH4NO3 NaOH NaNO3NH3H2O 3. (NH4)2SO4 2NaOHNa2SO42NH32H2O 4. NH4+OH-NH3H2O 在溶液中加入NaOH溶液，并加熱，產(chǎn)生的氣體能使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍，則原溶液存在NH4+。硝酸一、 物理性質(zhì)：無色易揮發(fā)，濃硝酸常因分解產(chǎn)生NO2而顯黃色二、 化學性質(zhì)（一）易分解1.（二）強氧化性酸（與金屬絕對不會生成氫氣，注意如果在溶液中發(fā)現(xiàn)硝酸鹽，這個時候加酸就是有了硝酸）1. Cu + 4HNO3(濃) = Cu(NO3)2 + 2NO2+ 2H2O （氧化性，酸性）2. 3Cu + 8HNO3(稀) =3Cu(NO3) + 2NO+

11、 4H2O （氧化性，酸性） Fe、Al 鈍化（表面生成一層致密的氧化膜）3. C + 4HNO3 （濃） = 2H2O + 4NO2+ CO2（三） HNO3工業(yè)： NH3的催化氧化法 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O 2NO + O2 = 2NO2 3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO尾氣（N0、NO2）處理：堿液吸收法（B班同學了解） NO + NO2 + 2NaOH = 2NaNO2 + H2O 2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O硝酸鹽分解（B班同學了解）金屬活動順序表KNa 2NaNO3 2NaNO2O2MgCu 2Cu(NO3)

12、2 2CuO4NO2+O2HgAg 2AgNO3 2Ag2NO2O2一氧化氮二氧化氮除了方程式經(jīng)常出現(xiàn)的是計算4NO + 3O2 +2H2O = 4HNO34NO2 + O2+ 2H2O = 4HNO3B班同學硝酸與硫酸的計算比較有難度，可復(fù)習下有效作業(yè)中相關(guān)問題化學平衡與化學反應(yīng)速率化學反應(yīng)速率概念用來衡量化學反應(yīng)進行快慢的物理量，通常用單位時間內(nèi)反應(yīng)物物質(zhì)的量濃度的減少或生成物物質(zhì)的量濃度的增加來表示。計算公式單 位常用mol/(Ls)或mol/(Lmin)。（國際標準單位寫成molL-1s-1或molL-1min-1）與化學計量數(shù)的關(guān)系某一化學反應(yīng)各物質(zhì)的速率之比等于相應(yīng)化學方程式的化學

13、計量數(shù)之比。如 mA + nB pC +qD (A) : (B) :(C) :(D) = m : n : p :q也可表示為：幾點注意1、化學反應(yīng)速率是某一時段內(nèi)化學反應(yīng)的平均速率2、固體和純液體的濃度可視為常數(shù)，故不用固體和純液體表示反應(yīng)速率影響化學反應(yīng)速率的因素內(nèi)因參加反應(yīng)的物質(zhì)的性質(zhì)外因濃度增大反應(yīng)物的濃度反應(yīng)速率增大；減少反應(yīng)物的濃度反應(yīng)速率減小?！咀⒁狻恳欢囟认?，固體或純液體濃度是定值，改變用量，一般不影響化學反應(yīng)速率。壓強縮小容器體積，增大壓強，使氣態(tài)物質(zhì)濃度增大。故對于有氣體參加的化學反應(yīng)，增大壓強，反應(yīng)速率加快。減小壓強，反應(yīng)速率減慢?！咀⒁狻咳羧萜黧w積不變，增加惰性氣體的量

14、來增大壓強，因不能增加原氣態(tài)物質(zhì)的濃度，故不能改變反應(yīng)速率?！咀⒁狻恳欢囟认拢腆w或純液體濃度是定值，改變壓強，一般不影響化學反應(yīng)速率。溫度升高溫度，增大反應(yīng)速率，降低溫度，減小反應(yīng)速率。 催化劑催化劑能改變化學反應(yīng)速率，一般催化劑能使反應(yīng)速率增大。表面積增大反應(yīng)物的表面積（固體碎化或液體霧化），可以增大反應(yīng)速率。其他形成原電池可以增大反應(yīng)速率可逆反應(yīng)概念在相同條件下，既能向正反應(yīng)方向進行，同時又能向逆反應(yīng)方向進行的反應(yīng)稱為可逆反應(yīng)。表示采用“”表示，如：Cl2 + H2O H+ +Cl- + HClO特點1、正逆反應(yīng)在同一體系中同時進行，一定條件下，一定會達到平衡狀態(tài)2、反應(yīng)物與生成物一定

15、共存3、正向和逆向的轉(zhuǎn)化率均不能到達100%化學平衡狀態(tài)定義一定條件下的可逆反應(yīng)里，正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率相等，反應(yīng)混合物中各組成成分的百分含量保持不變，這一狀態(tài)稱作化學平衡狀態(tài)。前提1、可逆反應(yīng)：反應(yīng)物和所有產(chǎn)物均處于同一反應(yīng)體系中。 2、條件一定：溫度、壓強保持不變。特征微觀“動”（動態(tài)平衡）：正逆0。宏觀“定”：反應(yīng)體系中各物質(zhì)百分含量不隨時間而變化。標志（判斷方法，這節(jié)課的重點哦）微觀本質(zhì)標志：(正)=(逆)1、同一物質(zhì)：該物質(zhì)的生成速率等于它的消耗速率。2、不同的物質(zhì)：速率之比等于方程式中的系數(shù)比，但必須是不同方向的速率。宏觀等價標志：若反應(yīng)體系中某“物理量”，從反應(yīng)開始到建立化學平

16、衡過程，該“物理量”始終在變，這個“物理量”就是化學平衡的等價標志。常見的物理量有：對某一種物質(zhì)而言：物質(zhì)的濃度、物質(zhì)的百分含量、氣體顏色。對反應(yīng)體系來說：壓強、氣體平均摩爾質(zhì)量、氣體密度、總物質(zhì)的量?；瘜W平衡的移動平衡移動方向取決于v正與v逆的相對大?。?若v正v逆, 則正移；若v正v逆, 則逆移；若v正v逆, 則不移平衡破壞 新一定條件v正v逆0平衡狀態(tài)II一定條件v正v逆0平衡狀態(tài)I改變條件v正v逆 平衡移動遵照勒夏特列原理（反著來），但是，勒夏特列原理只是削弱外界條件的改變，最終的變化還是以外界條件為主。B班同學注意轉(zhuǎn)化率等問題B班同學自己看懂這些圖像哦，老師只能幫你們到這兒了。（A班

17、同學本段可跳過）圖像種類關(guān)系圖關(guān)注要點外界條件變化速率與平衡速率-時間（-t）圖像v正v逆tvv正0v正 =v逆v逆v平平衡向正方向移動 c(反應(yīng)物)表示反應(yīng)過程中正、逆反應(yīng)速率變化的情況“斷點分析”：一方速率發(fā)生跳躍，而另一方速率還是連續(xù)變化，則改變的條件一般為濃度變化。 若兩方速率均跳躍變化，且正逆速率不等，則改變條件一般為溫度或壓強。(請同學們舉一反例)用(正)與(逆)的相對大小判斷反應(yīng)進行（或平衡移動）方向參數(shù)-時間（A-t）圖像表示反應(yīng)過程中某參數(shù)的變化情況“拐點分析”：大小與反應(yīng)條件強弱有關(guān)（濃度、溫度、壓強、催化劑等）拐點：拐點的高低用于判斷條件與平衡移動方向的關(guān)系參數(shù)-條件（A

18、-P/T）圖像反映外界條件改變對平衡狀態(tài)的影響1、橫坐標：坐標參數(shù)代表某一個外界條件的變化方向2、豎直線：雙參數(shù)圖像中有多條平衡曲線，作豎直線可描述另一個外界條件的變化方向1、點：曲線上的點一般表示某條件下的平衡狀態(tài)，但也有例外。曲線外的點為一般該條件下的非平衡狀態(tài)。2、曲線走勢：描述外界條件變化對平衡狀態(tài)的影響3、豎直線：與雙參數(shù)圖像中各曲線的交點可描述另一個外界條件變化對平衡狀態(tài)的影響參數(shù)-條件（A-P/T）圖像 表示正逆反應(yīng)速率受外界條件的影響程度橫坐標：坐標參數(shù)代表某一個外界條件的變化方向1、交點：化學反應(yīng)處于平衡狀態(tài)。2、曲線走勢：根據(jù)外界條件與速率的變化關(guān)系確定可逆反應(yīng)特點。關(guān)于化

19、學平衡的計算問題，請B班同學自行參照作業(yè)題和考試題電解質(zhì)定義：無論電解質(zhì)還是非電解質(zhì)都是化合物，單質(zhì)和混合物pass，同時還要排除與水反應(yīng)的物質(zhì)如二氧化碳等電解質(zhì)：水溶液或融化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物（酸堿鹽，水，金屬氧化物等）非電解質(zhì)：水溶液和融化狀態(tài)都不導(dǎo)電的化合物（多數(shù)為有機物、某些非金屬氫化物和氧化物）1、 強電解質(zhì)包含：強堿NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2強酸H2SO4、HNO3、HCl、HBr、HI、HClO4大部分鹽和離子型化合物。2、 弱電解質(zhì)包含：弱酸H2CO3、H2SO3、H2S、HClO、CH3COOH、C6H5OH弱堿NH3H2O、Al(OH)3、Fe(OH

20、)2、Fe(OH)3、Cu(OH)2水和部分鹽(Pb(CH3COO)2、Fe(SCN)3難溶鹽（如：BaSO4、AgCl、CaCO3等）水溶液中離子濃度很小，雖然導(dǎo)電性很弱，但鹽溶于水的那部分是完全電離的，所以他們一般都屬于強電解質(zhì)。離子化合物一定是強電解質(zhì)電離方程式強電解質(zhì)：完全電離，符號選用“” HCl H+ + Cl-，Ba(OH)2Ba2+ + 2OH-弱電解質(zhì)：部分電離，符號選用“ ” HClOClO- +H+，NH3H2O NH4+ + OH-多元弱酸的電離是分步進行的 H2CO3H+HCO3-、HCO3-H+CO32-。多元弱堿分步電離，但用一步電離表示Fe(OH)3 Fe3+

21、+ 3OH- 、Mg(OH)2Mg2+2OH-弱酸的酸式鹽電離，第一步完全電離，弱酸酸式根是可逆電離NaHCO3Na+ + HCO3- HCO3- H+ + CO32-NaHSO4在不同條件下電離方式不同水溶液：NaHSO4 Na+ + H+ + SO42-熔化：NaHSO4 Na+ + HSO4-影響溶液導(dǎo)電能力的因素自由移動離子濃度： 溫度一定,離子濃度越大,導(dǎo)電能力越強。離子電荷數(shù): 電荷數(shù)越高,導(dǎo)電能力越強。溶液導(dǎo)電能力與強弱電解質(zhì)的關(guān)系強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定比弱電解質(zhì)導(dǎo)電能力強。如，較濃醋酸的導(dǎo)電能力比很稀鹽酸導(dǎo)電能力強。又如，CaCO3雖為強電解質(zhì)，其溶解度很小，溶于水所得溶

22、液極稀，導(dǎo)電能力很弱。電離平衡同樣依據(jù)勒夏特列原理（鹽酸和醋酸記住醋酸的“習性”具體問題具體分析）離子方程式（意義在于可以表示一類反應(yīng)）拆：強酸強堿可溶鹽不拆：單質(zhì)、氧化物、弱電解質(zhì)和沉淀正誤判斷：查是否符合客觀事實。查化學式拆分與保留。查質(zhì)量、電荷與電子得失是否守恒。查微溶物“澄清”狀態(tài)與“濁液、沉淀”狀態(tài)。查“少量”與“過量”。離子共存問題1、生成沉淀、氣體、弱電解質(zhì)（復(fù)分解反應(yīng)）生成難溶物的離子對：OH- 與 Mg2+、Fe2+、Fe3+、Cu2+、Al3+ SO42-與Ba2+、 Ag+與Cl-(Br-、I-)、CO32- CO32-與Ba2+、Ca2+、 Mg2+、Fe2+、Fe3+、Cu2+、Al3+OH- 、SO42-與Ca2+微溶物，不能大量共存生成難電離物的離子對：OH-與H+、HCO3-、HS-、HSO3-、NH4+ （生成弱酸弱堿） H+與CO32-、HCO3-、HS-、S